物理化学
物理化学课件
（2）对状态性质的影响：
仅当系统处于平衡状态时，各种状态性质才有唯一的值。
(3) 系统处于平衡状态应满足的条件：
① 热平衡。系统内部各处温度均相等。
② 力平衡。系统内部各处力均相等。
③ 相平衡。无论系统内部有几个相，要求各相组成均 匀，即各相内部不存在扩散现象。 ④ 化学平衡。系统内部没有化学变化发生，组成不随 时间变化。
4、过程与途径
（1）过程：
系统由一个状态向另一个状态转化的经过。 唯一性
（2）途径：
实现某一过程的具体转化步骤（方式）。 可变性
例1 （状态一）
1mol O2 25℃，5atm 1mol O2 100℃，1atm
(状态二） 1mol O2 100℃，5atm
1mol O2 25℃，1atm
例2
青岛
7、内能 (热力学能)
（1）能量：
① 定义：对系统运动所做的最一般的量度。 （物质所具有的能量是指物质中各种运动的总度量。）
② 特点：能量是物质运动状态的单值函数。
（状态一定，能量一定；状态改变，能量改变。） ③ 分类：整体系统的平动能；系统在外场中的位能；
系统内部的能量。
（2）内能：
① 定义：系统由其内部状态所决定的能量，即系统内所 有离子除整体势能及整体动能外的全部能量的总和。 （包括动能、位能等）
3、焦耳实验：
P20
图1.7
结论：理想气体单纯 PVT 变化，U= ƒ ( T )。
§1.3 定容热、定压热及焓
1、定容热 QV
（1）定义：系统进行定容且不做非体积功的过程中与环
物理化学公式大全
物理化学公式⼤全第⼀章⽓体的pVT关系主要公式及使⽤条件1.理想⽓体状态⽅程式或式中p，V，T及n单位分别为Pa，m3，K及mol。
称为⽓体的摩尔体积，其单位为m3 · mol-1。
R= J · mol-1 · K-1，称为摩尔⽓体常数。
此式适⽤于理想⽓体，近似地适⽤于低压的真实⽓体。
2.⽓体混合物（1）组成摩尔分数y B (或x B) =体积分数式中为混合⽓体总的物质的量。
表⽰在⼀定T，p下纯⽓体A的摩尔体积。
为在⼀定T，p下混合之前各纯组分体积的总和。
（2）摩尔质量式中为混合⽓体的总质量，为混合⽓体总的物质的量。
上述各式适⽤于任意的⽓体混合物。
（3）式中p B为⽓体B，在混合的T，V条件下，单独存在时所产⽣的压⼒，称为B的分压⼒。
为B⽓体在混合⽓体的T，p下，单独存在时所占的体积。
3.道尔顿定律p= y B p，B上式适⽤于任意⽓体。
对于理想⽓体4.阿马加分体积定律此式只适⽤于理想⽓体。
5.范德华⽅程式中的单位为Pa · m6 · mol-2，b的单位为m3 · mol-1，和皆为只与⽓体的种类有关的常数，称为范德华常数。
此式适⽤于最⾼压⼒为⼏个MPa的中压范围内实际⽓体p，V，T，n的相互计算。
6.维⾥⽅程及上式中的B，C，D,…..及B’，C’，D’….分别称为第⼆、第三、第四…维⾥系数，它们皆是与⽓体种类、温度有关的物理量。
适⽤的最⾼压⼒为1MPa⾄2MPa，⾼压下仍不能使⽤。
7.压缩因⼦的定义Z的量纲为⼀。
压缩因⼦图可⽤于查找在任意条件下实际⽓体的压缩因⼦。
但计算结果常产⽣较⼤的误差，只适⽤于近似计算。
第⼆章热⼒学第⼀定律主要公式及使⽤条件1.热⼒学第⼀定律的数学表⽰式或规定系统吸热为正，放热为负。
系统得功为正，对环境作功为负。
式中p amb为环境的压⼒，W’为⾮体积功。
上式适⽤于封闭体系的⼀切过程。
2.焓的定义式3.焓变（1）式中为乘积的增量，只有在恒压下在数值上等于体积功。
物理化学概述-绪论
现代化学键理论的形成 量子力学的兴起
结构化学形成 量子化学形成
⑶计算化学（Computational chemistry）时期
20世纪60年代，随着大容量高速电子计算机的发展，物理化学 的新生长点诞生——量子化学计算方法的研究。其中严格计算的 从头算方法、半经验计算的全略微分重叠和间略微分重叠等方法 的出现，扩大了量子化学的应用范围，提高了计算精度。
李远哲 J.C.Polanyi
1887年，自物理化学作为一门学科的正式形成后，大体经过了 三个时期的发展。
⑴化学热力学时期
19世纪中后期到20世纪初，物理化学家把热力学第一定律、第二定律 被广泛应用于各种化学体系进行研究，促使化学热力学蓬勃发展。
1867年，美国物理化学家Gibbs 通过对对多相平衡体系的研究提出了 相律。
美国化学家理查德·R·施罗克(Richard R. Schrock )其研究 主要从有机化学及无机化学的角度研究高氧化态金属配合物、相 关的催化反应及其催化机理。因其在烯烃复分解 反应的贡献，成为2005年诺贝尔化学奖获得者之 一。
美国化学家罗杰·科恩伯格(Roger D.Kornberg) 通过一系列的转录相关复合物（RNA聚合酶II、模 板DNA、合成出的mRNA、核苷酸、调控蛋白）的晶 体结构，从分子水平上帮助人们深入地理解真核转 录的分子机制。成为2006年诺贝尔化学奖获得者。
计算化学的发展，使定量的计算扩大到原子数较多的分子，并 加速了量子化学向其它学科的渗透。
1928～1933年，许莱拉斯、詹姆斯和库利奇计 算 He、H2，得到了接近实验值的结果。70 年代 又对它们进行更精确的计算，得到了与实验值几 乎完全相同的结果。
以色列化学家阿龙·切哈诺沃(Aaron Ciechanover)、阿夫拉 姆·赫什科(Avram Hershko)和美国化学家欧文·罗斯（Irwin Rose），在20世纪70—80年代发现泛素调节的蛋白质降解，揭示 了泛素调节的蛋白质降解机理，指明了蛋白质降解研究的方向， 成为2004年诺贝尔化学奖获得者。
物理化学简介
• 概论
•物质的聚集状态
气体 V 受 T、p 的影响很大 V 受T、p 的影响较小 （又称凝聚态）
液体
固体
•联系 p、V、T 之间关系的方程称为状态方程 •本章中主要讨论气体的状态方程 理想气体 气体的讨论 实际气体
29
§1.1 理想气体状态方程
1. 理想气体状态方程 低压气体定律： （1）波义尔定律(R.Boyle,1662): pV ＝ 常数 ( n ,T 一定）
解：M甲烷 ＝ 16.04×10－3 kg · -1 mol
m pM ρ V RT 200 103 16.04 103 k g m 3 8.315 (25 273.15) 1.294k g m 3
33
§1.1 理想气体状态方程
2.理想气体模型
（1）分子间力
•相互作用 相互吸引—范德华力(趋向力,诱导力,色散力) 相互排斥—分子间电子云、原子核间排斥力
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0.3 物理量的表示及运算
3. 量值计算
物理化学的公式中均表示成量方程式的形式， 而在对量的数学运算中，有时涉及数值方程式。
[例如] 计算25℃，100kPa下理想气体的摩尔体积Vm =? •用量方程式运算
RT 8.315J m ol1 K 1 (273.15 25) K Vm 3 p 100 10 Pa
什么叫物理化学
3. 充分重视实验事实
在物理化学研究中, 在物理化学研究中 , 由于其研究 对象的特殊性( 化学现象) 对象的特殊性 ( 化学现象 ) , 所 以应当充分重视实验事实的重要 性.
例如,在化学平衡规律的研究, 例如,在化学平衡规律的研究,物质性 质与外界条件的关系, 质与外界条件的关系,各种物理化学常 数的测定等,除常用的化学方法以外, 数的测定等,除常用的化学方法以外, 更多采用物理手段(例如电磁学, 更多采用物理手段(例如电磁学,光学 等方法)进行实验测试. 等方法)进行实验测试.
三,物理化学与其他化学课程的联系 所谓"四大化学" 无机,有机,分析, 所谓"四大化学"(无机,有机,分析, 物化) 物化),它们均有各自的特殊研究对象 和目的. 和目的. 物理化学是研究化学过程中普遍性的更 物理化学是研究化学过程中普遍性的更 本质的内在规律性,无机化学, 本质的内在规律性,无机化学,有机化 学和分析化学在解决具体问题时, 学和分析化学在解决具体问题时,常常 需利用物理化学知识和方法. 需利用物理化学知识和方法.
2. 化学反应进行的速度和机理
化学反应的速度有多快, 化学反应的速度有多快,反应过程究竟 是如何进行的(即反应的机理) 是如何进行的(即反应的机理),外界 条件(如浓度,温度,催化剂等) 条件(如浓度,温度,催化剂等)对反 应速度,机理有何影响,如何控制反应 应速度,机理有何影响, 的进行( 的进行(快,慢控制). 慢控制) 这些问题的研究, 这些问题的研究,属于物理化学的另一 化学动力学(在下册) 个分支 化学动力学(在下册).
若这种预测能为多方面的实践所证 则这种假说就成为理论或学说. 实,则这种假说就成为理论或学说. 物理化学中的许多理论模型就是这 样得到的. 样得到的.
物理化学名词解释
名词解释1.热：由系统与环境之间的温度差而引起的能量传递。
2.功：系统与环境之间其他一切被传递的能量称为功。
3.热力学能：是系统中物质的所有能量的总和。
4.热容：在无化学反应和相变化且非体积功为零的条件下，封闭系统吸收的热δQ与温度的升高dT成正比，比例系数为系统的热容，用C表示。
5.系统：将一部分物质从其他部分划分出来，作为研究的对象，称为系统。
6.环境：与系统密切相关的物质和空间称为环境。
7.敞开系统：系统环境之间既有物质的交换，又有能量的传递。
8.封闭系统：系统与环境之间没有物质的交换，只有能量的传递。
9.孤立系统：系统与环境之间既无物质的交换，也无能量的传递。
10.电子导体：也称为第一类导体，通过自由电子的定向迁移来实现其导电的目的。
11.离子导体：也称为第二类导体，依靠正、负离子的定向迁移来实现其导电的目的。
12.电解池：将电能转化为化学能的装置叫电解池。
13.原电池：将化学能转化为电能的装置叫原电池。
14.化学动力学：研究反应速率和各种因素（例如浓度、压力、温度）对反应速率的影响。
15.基无反应：由反应物微粒（分子、原子或自由基等）一步直接生成产物的反应。
16.总包反应：由多个基无反应组成的反应称为总反应。
17.反应速率：化学反应进行的快慢程度，用单位时间内反应物或生成物的物质的量表示。
18.催化作用：一种或多种少量的物质，能使化学反应的速率显著增大，而这些物质本身在反应前后的数量及化学性质都不改变。
19.自催化作用：催化剂可以是有意识的加入反应体系的，也可以是在反应过程中自发产生的。
后者是一种或几种反应产物的中间产物，称为自催化剂，这种现象称为自催化作用。
20.相界面：将两种分开的界面21.表面张力：在液体表面存在一种使液面收缩的力，称表面张力。
22.液面铺展：液体在另外一种与其不互溶的液体表面自动展开成膜的过程。
23.胶束：当浓度增加到一定程度时，表面活性剂分子的疏水基通过疏水相互作用缔合在一起而远离水环境向内、亲水基朝向水中向外形成了多分子聚集体，称为胶束。
物理化学的主要内容包括
物理化学的主要内容包括
：
1. 动力学：运动的原理，能的定义，熵的概念，热力学，动力学等。
2. 化学平衡：溶液的溶解度、能量障碍及改变，静态及动态平衡，平
衡常数及平衡常数的改变，萃取平衡，反应化学平衡，皿热反应等。
3. 电离和离子竞争：电解反应、离子竞争、活性空穴及电荷构型的调节，吸附反应及calvin- wheeler竞争，体系电荷分布及滴定反応等。
4. 化学催化：催化原理及作用机制，原位及连续催化，非权衡催化反
应的特性，络合催化，分子催化等。
5. 固体表面和电场：表面状态及表面电荷，消散电荷谱，电场及偏振，极化材料及表面电荷型复合物等。
6. 分子量和热力学：分子量及其热力学特性，热力学不平衡性及能量
分配，分子结构，热量放射，热电材料等。
物理化学课件
热力学第一定律在物理学和化学 领域中具有重要地位，它为解释 许多自然现象提供了基础。
热力学第二定律
内容
热力学第二定律指出，热量总是从高 温物体传导到低温物体，而不能反过 来。也就是说，热量传递的方向总是 从高到低，不能反过来。
意义
热力学第二定律表明了自然界的某种 方向性，它限制了某些自然过程的进 行方式。
VS
详细描述
光化学第一定律指出，在一定温度和压力 下，光化学反应的速率与辐射能量成正比 。这个定律对于研究光化学过程和设计光 化学设备具有重要意义。
光化学第二定律
总结词
光化学第二定律是描述光化学过程中辐射能 量与化学反应途径关系的物理化学定律。
详细描述
光化学第二定律指出，在一定温度和压力下 ，一个光化学反应的速率与反应途径中各个 步骤的辐射能量差成正比。这个定律对于研 究光化学反应机理和设计光化学合成路线具 有重要意义。
化学平衡
内容
化学平衡是指化学反应中反应物和生成物之间的平衡状态。在一定条件下，反 应物和生成物之间的浓度不再发生变化，达到动态平衡。
意义
化学平衡是化学反应中一个重要的概念，它帮助我们了解反应进行的程度和方 向。
化学反应速率
内容
化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的速率。通常用单位浓度 的变化量表示。
复杂系统与跨尺度研究
总结词
跨学科、多尺度研究
详细描述
物理化学在复杂系统和跨尺度研究方面具有独特的优势 。复杂系统研究涉及多个相互作用因素，需要综合运用 物理、化学和生物等学科的知识来理解和预测系统的行 为。跨尺度研究则要求科学家从原子、分子到纳米、宏 观等不同尺度上理解和控制化学过程，物理化学为解决 这些问题提供了有效的方法和工具。
物理化学知识点总结
第一章 热力学第一定律一、基本概念系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。
二、基本定律热力学第一定律：ΔU =Q +W 。
焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式1、体积功的计算 δW = －p e d V恒外压过程：W = －p e ΔV可逆过程：1221ln ln p p nRT V V nRT W ==2、热效应、焓等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功） 等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功） 焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV )焓与温度的关系：ΔH =⎰21d p T T T C3、等压热容与等容热容热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p 热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2 四、第一定律的应用1、理想气体状态变化等温过程：ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =－Q =⎰-p e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V 可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p不可逆绝热过程：Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2,W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p2、相变化可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ；Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W3、热化学物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。
摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν∆=∆∑反应热与温度的关系—基尔霍夫定律：)(])([,p B C T H m p BB m r ∑=∂∆∂ν。
物理化学
第二章
热力学第一定律
主要内容 2.1 基本概念 2.2 热力学第一定律 恒容热、 2.3 恒容热、恒压热与焓 2.4 体积功的计算 2.5 各种过程热的计算 2.6 化学反应热 2.7 气体的节流膨胀
第二章 热力学第一定律
本章基本要求
♣ 理解系统与环境、状态、过程、状态函数与途径函数等 理解系统与环境、状态、过程、 基本概念，了解可逆过程的概念。 基本概念，了解可逆过程的概念。 掌握热力学第一定律文字表述和数学表达式。 ♣ 掌握热力学第一定律文字表述和数学表达式。 ♣ 理解功、热、热力学能、焓、热容、标准态、摩尔相变 理解功、 热力学能、 热容、标准态、 标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、 焓、标准摩尔反应焓、标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓 等概念。 等概念。 变化、 ♣ 掌握热力学第一定律在纯 p V T 变化、在相变化及化学 变化中的应用，掌握计算各种过程的功、 变化中的应用，掌握计算各种过程的功、热、热力学能变 焓变的方法。 、焓变的方法。
1） 机械平衡(mechanical （1） 机械平衡(mechanical equilibrium)
体系内部各处压力相等，同时与环境的压力相等。 体系内部各处压力相等，同时与环境的压力相等。如果体 系与环境被刚壁隔开，则可以不考虑环境的压力。 系与环境被刚壁隔开，则可以不考虑环境的压力。
（2） 热平衡 ） 热平衡(thermal equilibrium)
T=f（p,V） p=f（T,V） V=f（p,T）
例如，理想气体的状态方程可表示为： 例如，理想气体的状态方程可表示为：
pV=nRT
第二章 热力学第一定律
一、基本概念 热力学平衡态
在没有外界条件的影响下， 在没有外界条件的影响下，如果系统中所有状态函数均不 随时间而变化，则系统处于热力学平衡态， 随时间而变化，则系统处于热力学平衡态，它同时要满足下列 四种平衡： 四种平衡：
物理化学知识点总结
热力学第一定律一、基本概念1、体系和环境（1）、体系和环境体系：作为研究对象的物质及其所在的空间称为体系；环境：体系以外且与体系密切相关的物质及其所在空间称为环境；界面：体系和环境之间存在有界面，界面可以是容器的器壁，也可以是假想的界面，本质上，界面是认为设想的几何面，其中不包含物质，不具备物理和化学性质。
（2）、体系的分类体系和环境之间可以有物质和能量的交换，依据此，可将体系分为敞开体系、封闭体系、隔离体系。
①、敞开体系：体系与环境之间既有能量交换又有物质交换；②、封闭体系：体系与环境之间只有能量交换而无物质交换；③、隔离体系：体系与环境之间既无能量交换也无物质交换。
2、状态和状态函数（1）、状态和状态函数的定义状态：状态是指体系所有性质的总体表现；状态函数：体系的热力学性质称为状态函数。
（2）、状态函数的性质：①、体系的状态一定，状态函数就有定值。
②、状态函数的变化值只取决于始、末状态，与变化的经历无关。
③、状态函数的微分为全微分。
（3）、状态函数的分类。
①、广度性质：体系的广度量与物质的数量成正比，如V，U等，它具有加和性②、强度性质：体系的强度量与物质的数量无关，如T，p等，它不具有加和性。
（4）、热力学平衡态一定条件下，体系中各个相的宏观性质不随时间变化，将体系与环境隔离体系的性质仍不改变的状态。
热力学平衡态应满足如下条件：①、热平衡：体系中的各个部分温度相等，即体系内部处于热平衡，有单一的温度；②、力学平衡：体系内部处于力平衡，有单一的压力；③、相平衡：体系内部各相之间的分布达到平衡，宏观上没有任何一种物质从一个相转移到另一个相；④、化学平衡：体系内部处于化学平衡，宏观上表现为体系的组成不随时间变化。
（5）、状态函数的数学性质若状态函数①、单值性：环形积分等于零，，或可写作全微分性质：③、归一化关系④、复合函数的偏微分，则⑤、偏微商的分离⑥、完全微分3、过程与途径在一定环境条件下，体系发生由始态到终态的变化，则称体系发生了一个热力学过程，（1）、变化过程①、等温过程：体系始态与终态温度相同，且变化过程中温度始终等于环境温度、等于；②、等压过程：体系始态与终态压力相同，且变化过程中压力始终等于环境压力、等于；④、体系由变化到，程，计算其热力学函数，如热力学能、熵变等要设计过程。
物理化学公式大全
物理化学公式大全物理化学是研究物质的物理性质和化学性质之间的关系的学科。
以下是一些在物理化学中常用的公式：1.热力学方程：-理想气体状态方程：PV=nRT其中P为气体压强，V为气体体积，n为气体摩尔数，R为气体常数，T为气体温度。
-内能变化公式：ΔU=q+w其中ΔU为系统内能变化，q为系统吸取或放出的热量，w为系统对外界做的功。
-能量守恒定律：ΔE=q+w其中ΔE为系统总能量变化，q为系统吸取或放出的热量，w为系统对外界做的功。
2.动力学方程：-反应速率公式：r=k[A]^m[B]^n其中r为反应速率，k为反应速率常数，[A]和[B]分别为反应物A和B的浓度，m和n为反应物的反应级数。
- Arrhenius 公式：k = A * e^(-Ea/RT)其中 k 为反应速率常数，A 为 Arrhenius 常数，Ea 为活化能，R为气体常数，T 为反应温度。
3.量子力学方程：- 波函数公式：Ψ = Σcnφn其中Ψ 为波函数，cn 为系数，φn 为基态波函数。
- Schroedinger 方程：HΨ = EΨ其中H为哈密顿算符，Ψ为波函数，E为能量。
4.热力学方程：- 熵变公式：ΔS = q_rev / T其中ΔS 为系统熵变，q_rev 为可逆过程吸放热量，T 为温度。
- Gibbs 自由能公式：ΔG = ΔH - TΔS其中ΔG 为 Gibbs 自由能变化，ΔH 为焓变化，ΔS 为熵变化，T 为温度。
5.电化学方程：- Nerst 方程：E = E° - (RT / nF) * ln(Q)其中E为电池电势，E°为标准电势，R为气体常数，T为温度，n为电子数，F为法拉第常数，Q为电化学反应的反应物浓度比。
- Faraday 定律：nF = Q其中n为电子数，F为法拉第常数，Q为电荷数。
以上公式只是物理化学中的一小部分，这里列举的是一些常见的、基本的公式，实际上物理化学领域有非常多的公式和方程可供使用。
物理化学的定义
第0章绪论§0.1 物理化学的定义、形成和发展1. 物理化学的定义化学变化种类繁多，但从本质上说都是原子或原子团的重新组合。
在原子或原子团重新组合的过程中，总是伴随着温度、压力、体积等物理性质的变化和热效应、光效应、电效应等物理现象的发生；反过来，物理性质的变化和物理效应对化学反应发生、进行和限度均可产生重要的影响。
科学发展的经验证明，深入探讨化学现象和物理现象之间的关系，是揭示化学变化规律的重要途径。
物理化学便是借助化学现象和物理现象之间的联系，利用物理学原理和数学手段研究化学现象基本规律的学科。
2. 物理化学的形成和发展俄国科学家罗蒙诺索夫(M. V. Lomomnocov,1771~1765)在十八世纪中叶首先使用了“物理化学”这个名词，但物理化学学科是在1804年道尔顿（J. Dalton, 1766~1844）提出原子论、1811年阿佛伽德罗（A. A vogadro，1776~1886）建立分子论、以及热力学第一定律、第二定律建立并应用于化学过程之后才得以形成。
一般认为，1887年德国科学家奥斯瓦尔德（W. Ostwald,1853~1932)和荷兰科学家范霍夫（J. H. van't Hoff, 1852~1911）创办《物理化学杂志》是物理化学成为一个学科的标志。
进入二十世纪后，随着现代物理学、数学、计算机科学的进展和现代测试方法的大量涌现，物理化学的各个领域均取得了突飞猛进的发展。
量子力学的创立和发展，使物理化学的研究由宏观进入微观领域；飞秒激光技术和交叉分子束技术的出现，使化学动力学的研究由静态扩展到动态；不可逆过程热力学理论、耗散结构理论、协同理论及突变理论的提出，使化学热力学的研究由平衡态转向非平衡态；低能离子散射、离子质谱、X-射线、紫外光电子能谱等技术的发展，促进了界面化学、催化科学的研究；而共振电离光谱、原子力显微镜和扫描隧道显微镜等技术的发展，促进了纳米材料和纳米结构的研究。
什么是物理化学
什么是物理化学
物理化学是一门研究物理和化学之间相互关系的学科，它涉及到物质的性质、结构、状态以及能量等方面的研究。
物理化学在很大程度上依赖于实验，通过实验手段来探索和验证物理化学规律。
物理化学的发展可以追溯到19世纪初，当时科学家们开始注意到化学反应过程中的一些物理现象，如热量、电能等。
随着科学技术的不断进步，物理化学得到了迅猛发展，研究领域也逐渐拓展。
物理化学的主要研究内容包括：
1.物质的结构与性质：研究物质的组成、构造、性质以及它们之间的相互关系。
这包括原子、分子和晶体等的基本结构，以及物质在不同条件下的性质表现。
2.化学反应：研究化学反应的机理、动力学、热力学等方面。
这有助于揭示反应过程中物质的转化规律，以及能量的转换和传递。
3.能量与物质转化：研究物质在不同形式间的能量转换，如化学能、热能、电能等。
这涉及到能量守恒定律的应用，以及能量高效利用的技术创新。
4.材料科学：研究材料的制备、性能、应用及其与物理、化学原理的联系。
这包括新型材料的研发，以及材料在工程、生物、能源等领域的应用。
5.环境与催化：研究环境污染的成因、监测、治理技术，以及催化剂的作用原理和应用。
这有助于解决当今社会面临的环境问题，以
及提高化学工业的绿色化水平。
物理化学在科学技术的发展中发挥着重要作用，为人类社会的进步提供了有力支持。
通过研究物理化学原理，我们可以更好地理解和利用自然界中的物质和能量，为人类的可持续发展创造条件。
(完整版)物理化学及其主要分支的发展史
1物理化学物理化学是以物理的原理和实验技术为基础，研究化学体系的性质和行为，发现并建立化学体系中特殊规律的学科。
随着科学的迅速发展和各门学科之间的相互渗透，物理化学与物理学、无机化学、有机化学在内容上存在着难以准确划分的界限，从而不断地产生新的分支学科，例如物理有机化学、生物物理化学、化学物理等。
物理化学还与许多非化学的学科有着密切的联系，例如冶金学中的物理冶金实际上就是金属物理化学。
物理化学的发展历史一般认为，物理化学作为一门学科的正式形成，是从1877年德国化学家奥斯特瓦尔德和荷兰化学家范托夫创刊的《物理化学杂志》开始的。
从这一时期到20世纪初，物理化学以化学热力学的蓬勃发展为其特征。
热力学第一定律和热力学第二定律被广泛应用于各种化学体系，特别是溶液体系的研究。
吉布斯对多相平衡体系的研究和范托夫对化学平衡的研究，阿伦尼乌斯提出电离学说，能斯脱发现热定理都是对化学热力学的重要贡献。
当1906年路易斯提出处理非理想体系的逸度和活度概念，以及它们的测定方法之后，化学热力学的全部基础已经具备。
劳厄和布喇格对 X射线晶体结构分析的创造性研究，为经典的晶体学向近代结晶化学的发展奠定了基础。
阿伦尼乌斯关于化学反应活化能的概念，以及博登施坦和能斯脱关于链反应的概念，对后来化学动力学的发展也都作出了重要贡献。
20世纪20～40年代是结构化学领先发展的时期，这时的物理化学研究已深入到微观的原子和分子世界，改变了对分子内部结构的复杂性茫然无知的状况。
1926年，量子力学研究的兴起，不但在物理学中掀起了高潮，对物理化学研究也给以很大的冲击。
尤其是在1927年，海特勒和伦敦对氢分子问题的量子力学处理，为1916年路易斯提出的共享电子对的共价键概念提供了理论基础。
1931年鲍林和斯莱特把这种处理方法推广到其他双原子分子和多原子分子，形成了化学键的价键方法。
1932年，马利肯和洪德在处理氢分子的问题时根据不同的物理模型，采用不同的试探波函数，从而发展了分子轨道方法。
物理化学与化学之间的关系
物理化学与化学之间的关系化学与物理学之间是紧密相连的，越往深学化学与物理学越是不可分割。
实际上，化学变化和物理变化总是相伴而发生。
如：化学反应时有体积、压力变化，电效应、光效应等；同时温度、压力、浓度的变化，光的照射、电磁场等物理因素的作用也都可以引起化学变化或影响化学反应的进行。
另一方面，分子中的电子运动，原子的转动、振动、分子中原子间的相互作用力等微观物理运动形态，也直接决定了物质的性质及化学反应的能力。
这样人们在长期的实践中，把这种相互联系进行总结归纳，逐步地形成了一门独立的学科--叫作物理化学.物理化学是化学学科的一个重要分支，它是从研究化学现象和物理现象之间的联系入手来探求化学运动中具有普遍性的基本规律的一门学科。
物理化学的形成距今约一百多年的历史，其主要任务是探讨和解决三方面的问题：1.化学反应的方向和限度问题--化学热力学；2.化学反应进行的速度和机理问题--化学动力学；3.物质的结构与性质的关系问题--物质结构(结构化学)。
一、学习对象：物理化学课是化学专业的主干基础课之一，它运用数学及物理的一些理论和实验方法，研究化学变化及相变化过程的平衡规律及速率规律，以及这些规律与物质结构的关系。
它对学生后续课程的深入学习及生产过程有重要的指导意义。
是化学化工类、材料类及轻工类相关专业重要的核心基础课，是连接各基础化学课程及专业课程的枢纽。
对学生的素质培养、特别是思维能力和创造能力的培养有重大影响物理化学课程在化学化工教学计划的各自然科学理论课程中，居于承上启下的枢纽地位。
二、目标及目的通过本课程的学习，应使学生在系统地掌握物理化学基本知识的同时，扩大知识面，加深对先行课程的理解；提高自学能力和独立工作能力，为今后的专业课学习打好基础。
同时，要学会用辩证唯物主义的观点和逻辑思维去认识化学变化的本质，学习前人提出问题和解决问题的思路和方法。
培养学生严谨的科学态度，理论联系实际的优良学风和勇于创新的科学素质。
物理化学知识点总结
1t=1000kg 1kg=1000g 1g=1000m
g
(3)密度公式 m V （4）用天平测量
(1) m m G 有 G
V
g
gV
密度（ρ） (2)压强公式 p gh p gh
1g/cm3=10 00
kg/m3
(3)阿基米德原理 F 浮＝ρ液 gV 排 则ρ液＝ F浮 gV排
合力（F）
41. 氧化镁和稀硫酸反应：MgO + H2SO4 ==== MgSO4 + H2O 42. 氧化钙和稀盐酸反应：CaO + 2HCl ==== CaCl2 + H2O
（4）酸性氧化物 +碱 -------- 盐 + 水 43．苛性钠暴露在空气中变质：2NaOH + CO2 ==== Na2CO3 + H2O 44．苛性钠吸收二氧化硫气体：2NaOH + SO2 ==== Na2SO3 + H2O 45．苛性钠吸收三氧化硫气体：2NaOH + SO3 ==== Na2SO4 + H2O 46．消石灰放在空气中变质：Ca(OH)2 + CO2 ==== CaCO3 ↓+ H2O 47. 消石灰吸收二氧化硫：Ca(OH)2 + SO2 ==== CaSO3 ↓+ H2O
v
P
测量
（3）用钟表
（1） v s （2） P W Fs Fv
t
tt
声速 υ= 340m / s
光速 C = 3× 108 m /s
则v P F
1h=60min 1min=60s
1m/s=3.6k m/h
(1) 重 力 公 式 m G g
质量（m） W Gh mgh m W gh
物理化学公式大全
物理化学公式大全物理化学是研究物质及其性质与能量变化之间关系的学科。
在物理化学的学习与研究过程中，掌握一些重要的公式是十分关键的。
下面是物理化学公式的大全，帮助你更好地理解和运用这些公式。
1. 热力学公式1.1 热力学第一定律dU = dq + dw其中，dU表示系统内能的变化，dq表示系统吸收的热量，dw表示系统对外界所做的功。
1.2 热力学第二定律（卡诺循环）η = 1 - Tc / Th其中，η表示卡诺循环的热效率，Tc表示循环过程中的低温热源温度，Th表示循环过程中的高温热源温度。
1.3 熵变ΔS = ∫dq / T其中，ΔS表示熵变，dq表示吸收的热量，T表示温度。
2. 电化学公式2.1 奥姆定律I = U / R其中，I表示电流强度，U表示电压，R表示电阻。
2.2 法拉第定律I = nFv其中，I表示电流强度，n表示电离物质的摩尔数，F表示法拉第常数，v表示电离的速率。
2.3 电解质溶液中浓度的关系c = n / V其中，c表示溶液的浓度，n表示溶质的物质的量，V表示溶液的体积。
3. 量子化学公式3.1 玻尔模型电子能级En = - 13.6 / n²其中，En表示第n个电子能级的能量。
3.2 库仑势能E = - (Z × e²) / (4πε₀r)其中，E表示两个带电粒子之间的库仑势能，Z表示电荷的量子数，e表示元电荷，ε₀表示真空介电常数，r表示两个带电粒子的距离。
4. 动力学公式4.1 反应速率常数k = A × e^(-Ea / RT)其中，k表示反应速率常数，A表示指前因子，Ea表示活化能，R 表示气体常数，T表示温度。
4.2 阿伦尼乌斯方程k = Z × f(ΔE)其中，k表示反应速率常数，Z表示碰撞频率，f(ΔE)表示碰撞激活因子，ΔE表示碰撞能量。
5. 其他公式5.1 时间-位移关系x = v₀t + 1/2at²其中，x表示位移，v₀表示初始速度，t表示时间，a表示加速度。
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热力学第一定律1. 根据系统和环境间有无( )和( )的交换，可以将系统分为( ) ( ) ( )三类。
2. 系统处于热力学平衡状态必须同时具备( ) 、( )、( ) 、( )四个平衡。
3. 判断对错（1）体系的状态一定时，所有的状态函数有定值。
( )（2）体系的状态发生变化时，所有的状态函数的数值亦随之变化。
( )（3）若一个过程中每一步都无限接近平衡态，则此过程一定是可逆过程。
（）（4）若一个过程是可逆过程，则该过程每一步都是可逆的。
（）（5）有两个封闭的容器中，装有同一种理想气体，若两个容器中压力、体积相同，那么温度也相同。
（）（6）恒压过程也就是恒外压过程。
（）4. 选择题x为状态函数，下列表述中不正确的是：（A）dx为全微分；（B）当终态确定，x的值也确定；（C）积分与路径无关，只与始终态有关；（D）当体系变化时，x的值一定变化5. 体系的下列物理量中是状态函数的有，具有广度性质的有， T ， p ，V ，Q ，W ，Vm例2：100℃，p ө下1 mol 水经①可逆相变②向真空蒸发变成同温同压的水蒸气, ③0℃，p ө下1 mol 冰变成同温同压的水，计算各做功多少？2(冰)= 0.917 g ·cm-3，Ｐ1(水)=1.000 g ·cm-3解 ①W= -p ө △V= -p өV g = -nRT = -3.1kJ ②W= -p ex △V=0③W= -p ex △V =-1．在P ～V 图上可以用曲线表示理想气体的：（ C ） (A)状态方程式 (B)实际的状态变化途径 (C)过程方程式 (D) 不可逆变化途径2. 有关热力学可逆过程的叙述中不正确的是：( B ) (A) 它要求无摩擦和内阻等耗散现象存在； (B) 它发生后在环境中不留下痕迹； (C) 它不是体系一定要回到初态的过程；(D) 它是由一系列非常接近于平衡的状态组成的。
J p 165.0101818621O =⨯⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛--ρρ3．等压过程是指：（D ）(A)系统的始态和终态压力相同的过程；(B)系统对抗外压力恒定的过程；(C)外压力时刻与系统压力相等的过程；(D)外压力时刻与系统压力相等且等于常数的过程。
问题1：按下列路线循环一周，哪种情况的功小于零？问题2：在绝热钢弹中，发生一个放热的分子数增加的化学反应，则A、Q>0,ΔU >0,W>0B、Q=0,ΔU >0,W=0C、Q=0,ΔU =0,W=0D、Q<0,ΔU <0,W>0例3：设一气体经过如图中ABCA的可逆循环过程，利用图形表示下列各值：（1）体系所做的净功（2）B→C过程的ΔUB→C（3）B→C过程的Q例5：在373 K和标准压力下，水的蒸发热为4.067×104 J·mol-1，1mol液态水体积为18.80 cm3，蒸气则为30200 cm3。
试计算在该条件下1 mol水蒸发成气体的△U，△H。
解：水的蒸发热为4.067×104 J·mol-1故( )T,P下H= Q p= 4.067×104 J·mol-1水在汽化过程中只做膨胀功，故W=-P △V= -P(V g-V l)=-100×103×(30200-18.8) ×10-6=-3.02 KJ由热力学第一定律△U=Q +W=40.67-3.02=37.65 KJ例6：1molN2气，由初态298 K，101.325 KPa及24.5 dm3，在298 K 恒温槽内经下列过程变到终态298 K ，50.66 KPa，48.90 dm3, 求Q、W 、∆U 、∆H 。
(1)Pe=0 (2)恒外压Pe=50.66 KPa. （1）理想气体U 、H 为温度的函数 △U=△H=0 W=Pe △V=0Q=0 (2) △U=△H=0W=-Pe △V=-50.66×(48.9-24.5)=-1.236KJ Q=-W=1.236KJ例7：恒定压力下, 2 mol 50℃的液态水变作150℃的水蒸汽，求过程的热。
已知水和水蒸气的平均定压摩尔热容分别为75.31及33.47 J ·K-1 ·mol-1; 水在100℃及标准压力下蒸发成水蒸汽的摩尔汽化vapHm 为40.67 kJ ·mol-1。
解：该过程包括升温、汽化和升温三个过程2mol 50℃水 升温 △H 1 2mol 100℃水 汽化 △H 2 2mol 100℃水蒸气 升温 △H 3 2mol 150℃水蒸气 Qp = △H= △H 1+△ H 2+ △H 3 Q p1 = △H 1 = nCp,m(T 2 -T 1)= [2×75.31×(373 – 323)]J = 7.531kJ= (2×40.67)kJ = 81.341kJ22vap m2p Q H H =∆=⨯∆Q p3 = △H3 = nCp,m(T2 -T1)= [2×33.47×(423–373)]J= 3.347kJQ p =△H= △H1+ △H2+ △H3=(7.531+81.341+3.347)kJ= 92.22kJ例8：求理想气体He 在下列各过程的Q, W, U, H 始态：p1=106 Pa, 终态：p2=105 Pa, T1=273 K, T2=？V1=10.0 dm3V2=？1 定温自由膨胀；2 定温下，恒外压膨胀, P外= P23 定温可逆膨胀；4 绝热可逆膨胀；5 绝热恒外压膨胀p外= p2解：前三个过程均为理想气体等温过程，故△U=0, △H=0, T2=273K, V2=100 dm31)自由膨胀：－W = Q = 0,2)定温恒外压膨胀:Q = －W = p外△V = p2 (V2 - V1)= p2V2 - p2V1 = p1V1- p2V1=V1(p1 - p2) =9.00kJ3) 理想气体定温可逆膨胀Q =－W = nRT ln (p1/p2)=p1V1 ln (p1/p2) = 23.0kJ (n=4.406mol)后两个为理想气体绝热过程Q = 0, △U= WV=?5)理想气体绝热恒外压膨胀: △U= W V1. 在等压下，进行一个反应A + B=C，若∆rHm > 0，则该反应一定是：(A) 吸热反应；(B) 放热反应；(C) 温度升高；(D) 无法确定。
2.n mol理想气体由同一始态出发，分别经(1)等温可逆；(2)绝热可逆两个过程压缩到达相同压力的终态，以H1和H2分别表示(1)和(2)过程终态的焓值，则：(A) H1 > H2 ；(B) H1 < H2 ；(C) H1 = H2 ；(D) 上述三者都对。
3.对于封闭系来说，当过程的始态与终态确定后，下列各项中哪一个无确定值：(A) Q ；(B) Q + W ；(C) W （当Q=0时）；(D) Q （当W=0时）。
4.下述说法中，哪一种不正确：(A) 焓是体系能与环境进行交换的能量；(B) 焓是人为定义的一种具有能量量纲的热力学量；(C) 焓是体系的状态函数；(D) 焓只有在某些特定条件下，才与体系吸热相等。
5.下述说法中，哪一种正确：(A) 热容C不是状态函数；(B)热容C与途径无关；(C) 恒压热容Cp不是状态函数；(D) 恒容热容Cv不是状态函数。
6.热力学第一定律仅适用于什么途径：(A) 封闭体系的任何途径；(B) 封闭体系的可逆途径；(C) 封闭体系的不可逆途径；(D) 任何体系的任何途径。
7.如图所示，理想气体由状态1变化到状态2，则该过程的：(A) T2＜T1, W ＜0，Q ＜0；(B) T2＞T1, W ＜0，Q ＞0 ；(C) T2＜T1, W ＞0，Q ＜0 ；(D) T2 ＞T1, W ＞0，Q ＞0 。
8.非理想气体的节流膨胀过程中，下列哪一种描述是正确的：(A) Q=0, ΔH = 0，Δp＜0；(B) Q=0, ΔH ＜0，Δp＜0 ；(C) Q ＞0, ΔH = 0，Δp＜0 ；(D) Q ＜0, ΔH = 0，Δp＜0 。
热力学第二定律例4：10mol理想气体，25℃时由1.000MPa 膨胀到0.100MPa, 计算S, Q/T。
假定过程为：(a)可逆膨胀；(b)自由膨胀；(c)抗恒外压0.100MPa膨胀。
S相同△S= nR ln(p1 / p2) = 191 J·K-1热不是系统的状态函数，所以要分别计算三个过程的热：△U=0，Q=-W, 计算W即可实际过程的热温商：(a) W=- nRT ln (p1/p2)Q/T=nR ln (p1/p2)=191 J·K-1 =△S所以为可逆过程(b) W=0, Q/T=0< △S 所以为不可逆过程(c) Q = -W= p 2(V2–V1 )= nRT (1 –p2/p1 )Q/T = nR (1 –p2/p1 )=74.8 J·K-1 < △S所以为不可逆过程1.下列四种表述中错误的是（C ） ①定温定压下的可逆相变，系统的△S=△H/T ②系统经一自发过程总有△S>0③自发过程的方向就是混乱度增加的方向 ④在绝热可逆过程中，系统的△S=0(A )①② (B)③④ (C)②③ (D)①④2.定温定压下，某化学反应在电池中可逆进行时吸热，据此可判断下列热力学量何者一定大于零( C ) (A)U (B)H (C) S (D) G3 理想气体的atto 循环由下面四个可逆步骤构成(A)气体绝热可逆压缩；(B)恒容升温，气体从环境吸热； (C)气体经绝热可逆膨胀做功； (D)恒容降温回到原态。
该循环的T-S 图为（ D ）4.某化学反应在300 K, p ө于烧杯中进行时，放热60 kJ ，若在相同条件下在可逆电池中进行吸热6 kJ ，则该系统的熵变为（D ）J ·K-1 (A) –200 (B)200 (C ) –20 (D)205. 上题中，可能做的最大有效功为（ C ）kJ(A) –54 (B)54 (C ) –66 (D)66TS6. 某气体状态方程为pV=nRT+bp(b>0)，1 mol 该气体等温下从V1V 2△S m =( A )7. 理想气体定温（300 K ）膨胀过程中，从热源吸热600 J ，做的功仅是变到相同终态最大功的1/10S = ( 20 J ·K -1 )例3： 1 mol 水在100 ℃, p ө下向真空蒸发成同温同压的水蒸气，求△G , △A, △S, △H, △U ，并判断其过程的方向。